Theorieën van zuren en basen Theorie van Lewis, Brönsted-Lowry en Arrhenius

de theorieën over zuren en basen Ze gaan uit van het concept dat Antoine Lavoisier in 1776 gaf, die beperkte kennis had van sterke zuren, waaronder salpeterzuur en zwavelzuur. Lavoisier beweerde dat de zuurgraad van een stof afhing van de hoeveelheid zuurstof die het bevatte, omdat het de feitelijke samenstelling van waterstofhalogeniden en andere sterke zuren niet kende.

Deze theorie werd al tientallen jaren als de ware definitie van zuur beschouwd, zelfs toen wetenschappers zoals Berzelius en von Liebig wijzigingen doorvoeren en andere visies voorstelden, maar totdat Arrhenius arriveerde, begon het niet duidelijker te zien hoe zuren en basen werkten.

Na Arrhenius ontwikkelden fysici Brönsted en Lowry onafhankelijk hun eigen theorie, totdat Lewis een verbeterde en meer accurate versie van het voorstel kwam voorstellen.

Deze reeks theorieën is tot op de dag van vandaag gebruikt en zou de moderne chemische thermodynamica hebben gevormd.

index

• 1 Arrhenius-theorie
• 2 Theorie van Brönsted en Lowry
• 3 Lewis's theorie
• 4 Referenties

Arrhenius-theorie

De Arrhenius-theorie is de eerste moderne definitie van zuren en basen, en werd voorgesteld door de fysisch-chemische stof met dezelfde naam in 1884. Het stelt dat een stof wordt geïdentificeerd als zuur wanneer het waterstofionen vormt wanneer het wordt opgelost in water.

Dat wil zeggen, het zuur verhoogt de concentratie van H-ionen⁺ in waterige oplossingen. Dit kan worden aangetoond met een voorbeeld van de dissociatie van zoutzuur (HCl) in water:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(Aq)

Volgens Arrhenius zijn basen die stoffen die hydroxide-ionen afgeven wanneer ze worden gedissocieerd in water; dat wil zeggen, het verhoogt de concentratie OH-ionen^- in waterige oplossingen. Een voorbeeld van een Arrhenius-base is de oplossing van natriumhydroxide in water:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(Aq)

De theorie stelt ook dat er als zodanig geen H-ionen zijn⁺, maar deze naamgeving wordt gebruikt om een ​​hydroniumion aan te duiden (H.₃O⁺) en dat dit waterstofion werd genoemd.

De begrippen alkaliteit en zuurgraad werden alleen verklaard omdat de concentraties van respectievelijk hydroxide- en waterstofionen en de andere typen zuur en base (hun zwakke versies) niet werden uitgelegd..

Theorie van Brönsted en Lowry

Deze theorie werd onafhankelijk ontwikkeld door twee fysicochemicaliën in 1923, de eerste in Denemarken en de tweede in Engeland. Beiden hadden dezelfde visie: de Arrhenius-theorie was beperkt (omdat deze volledig afhankelijk was van het bestaan ​​van een waterige oplossing) en niet goed definieerde wat een zuur en een base was.

Daarom werkten de scheikundigen rond het waterstofion en claimden ze: zuren zijn de stoffen die protonen afgeven of doneren, terwijl de basen die zijn die die protonen accepteren.

Ze gebruikten een voorbeeld om hun theorie te demonstreren, wat een reactie in evenwicht betekende. Hij beweerde dat elk zuur zijn geconjugeerde base had en dat elke base ook zijn geconjugeerde zuur had, zoals dit:

HA + B ↔ A^- + HB⁺

Zoals bijvoorbeeld in de reactie:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

In de vorige reactie werd azijnzuur (CH₃COOH) is een zuur omdat het een proton aan water doneert (H₂O), waardoor het zijn geconjugeerde base wordt, het acetaation (CH₃COO^-). Water is op zijn beurt een basis omdat het een proton van azijnzuur accepteert en zijn geconjugeerde zuur wordt, het hydronium-ion (H₃O⁺).

Deze reactie in omgekeerde volgorde is ook een zuur-base reactie, omdat het geconjugeerde zuur wordt omgezet in zuur en de geconjugeerde base wordt omgezet in base, door de donatie en acceptatie van protonen op dezelfde manier.

Het voordeel van deze theorie ten opzichte van die van Arrhenius is dat er geen zuur hoeft te worden gedissocieerd om zuren en basen te verklaren.

Theorie van Lewis

De fysisch-chemische Gilbert Lewis begon in 1923, een nieuw jaar waarin Brönsted en Lowry hun eigen theorie over deze substanties aanboden, een nieuwe definitie van zuren en basen te bestuderen.

Dit voorstel, dat in 1938 werd gepubliceerd, had het voordeel dat de vereiste waterstof (of proton) van de definitie was verwijderd.

Hijzelf had in verband met de theorie van zijn voorgangers gezegd dat "het beperken van de definitie van zuren tot stoffen die waterstof bevatten even beperkend was als het beperken van oxidatiemiddelen tot die welke zuurstof hadden".

Globaal gesproken definieert deze theorie de basen als de stoffen die een paar elektronen kunnen doneren, en de zuren als die die dit paar kunnen ontvangen.

Meer precies, hij stelt dat een Lewis-base er een is die een paar elektronen heeft, die niet aan zijn kern is gehecht en kan worden gedoneerd, en dat Lewis-zuur er een is die een paar vrije elektronen kan accepteren. De definitie van Lewis-zuren is echter los en hangt van andere kenmerken af.

Een voorbeeld is de reactie tussen trimethylboraan (Me₃B) - dat werkt als Lewiszuur omdat het de mogelijkheid heeft om een ​​paar elektronen te accepteren - en ammoniak (NH₃), die zijn elektronenvrije paar kan doneren.

me₃B +: NH₃ → Ik₃B: NH₃

Een groot voordeel van Lewis's theorie is de manier waarop het een aanvulling vormt op het redoxreactiemodel: de theorie suggereert dat zuren reageren met de basen om een ​​paar elektronen te delen, zonder de oxidatiecijfers van een van hun atomen.

Een ander voordeel van deze theorie is dat het het gedrag van moleculen zoals boortrifluoride (BF) verklaart₃) en siliciumtetrafluoride (SiF)₄), die geen aanwezigheid van H-ionen hebben⁺ noch OH^-, zoals vereist door voorgaande theorieën.

referenties

1. Britannica, E. d. (N.D.). Encyclopedie Britannica. Opgehaald van britannica.com
2. Brønsted-Lowry zuur-base theorie. (N.D.). Wikipedia. Opgehaald van en.wikipedia.org
3. Clark, J. (2002). Theorieën van zuren en basen. Opgehaald van chemguide.co.uk